2.2. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ

Даже химически чистая вода проводит электрический ток, хотя и очень слабо. Эта проводимость возникает за счет диссоциации молекул воды:

H2О H + + ОН–

Правильнее записывать уравнение диссоциации воды с учетом гидратации водой образующегося иона водорода. Т.о. уравнение автопротолиза воды имеет следующий вид:

H2О + H2О Н3О+ + ОН–

Далее будем использовать обозначение Н+ вместо Н3О+, понимая, что ион водорода в водном растворе всегда гидратирован.

Равновесная концентрация вещества (ионов) в растворе определяется как произведение степени диссоциации на молярную концентрацию.

[x]=α(x) C(x) [мольл]

Измерения проводимости чистой воды показали, что при 25оС степень ее диссоциации α(H2O)=1,8 10−9 . Так как в 1 л воды содержится 55,5 моль Н2О, то концентрация ионов в чистой воде будет равна:

[H+ ]= [OH− ]=1,8 10−9 55,5мольл =10−7 мольл

Kw – величина постоянная при данной температуре для воды и любых

водных растворов, равная произведению концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов.

Количественной характеристикой кислотности среды является значение рН:

pH = −lg[H+ ]

Количественной характеристикой щелочности среды является значение рОН:

-OH = −lg[OH- ]

Ионное произведение воды в логарифмической форме:

pH + pOH =14

Поддержание протолитического баланса в живых организмах выражается в постоянных диапазонах значений рН биологических сред и в способности восстанавливать рН в физико-химических и физиологических процессах (см. приложение Таблица 5).

27

Образцы решений задач

I. Расчет рН растворов сильных электролитов без учета ионной силы р-ра.

1. Вычислите рН водного раствора, в котором концентрация гидроксид-ионов равна 10−2 мольл. Определите характер среды.

Ответ: pH =12 , среда в растворе щелочная.

2. Определите концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе, характер его среды, если pH = 5.

Найти: [Н+], [ОН–] Концентрация ионов водорода в растворе равна

[H+ ]=10−5 мольл

Концентрацию гидроксид-ионов вычисляем по формуле:

Ответ: среда в растворе кислая, концентрация ионов водорода 10−5 мольл, концентрация гидроксид-ионов 10−9 мольл.

3. Вычислите концентрацию гидроксид-ионов и рН раствора соляной кислоты, если его молярная концентрация равна 0,001 моль/л. Диссоциацию HCl считайте полной.

Дано: Решение:

28

pH = −lg[H+ ]= −lg10−3 = 3

Концентрацию гидроксид-ионов можно вычислить по формуле ионного произведения воды:

Ответ: pH = 3, концентрация [ОН-] в растворе соляной кислоты 10−11 мольл.

4. Рассчитайте рН, [Н+] и [ОН-] в растворе Ba(OH)2, если концентрация бария гидроксида равна 0,0005 моль/л. Диссоциацию Ba(OH)2 считайте полной.

10−11 мольл, концентрация гидроксид-ионов 10−3 мольл. II. Расчет рН растворов слабых электролитов.

концентрацию уксусной кислоты:

C(H+ )=α(CH3COOH) C(CH3COOH)= 0,13 0,1= 0,013мольл pH = −lg[H+ ]= −lg1,3 10−2 =1,9

Ответ: среда в растворе кислая, pH раствора уксусной кислоты 1,9.

29

Задачи для самостоятельного решения

1.Определите концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе, характер его среды, если pH =11.

2.Вычислите концентрацию ионов водорода, гидроксид-ионов и рН раствора азотной кислоты, если его молярная концентрация равна 0,1 моль/л. Диссоциацию HNO3 считайте полной.

3.Рассчитайте рН, концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе гидроксида натрия с молярной концентрацией 0,001 моль/л. Диссоциацию NaOH считайте полной.

4.Рассчитайте рН, рОН, [Н+] и [ОН–] в растворе серной кислоты с молярной концентрацией 0,005 моль/л. Диссоциацию H2SO4 считайте полной.

5.Вычислите рН, рОН раствора хлорной кислоты, если его молярная концентрация равна 0,0001 моль/л. Диссоциацию НС1O4 считайте полной.

6.Рассчитайте рН, рОН, [Н+] и [ОН–] в растворе гидроксида бария с молярной концентрацией 0,05 моль/л. Диссоциацию Ba(OH)2 считайте полной.

2.3. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Водные растворы солей имеют разные значения pH и показывают различную реакцию среды – кислую, щелочную, нейтральную. Это объясняется тем, что в водных растворах соли подвергаются гидролизу.

Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро» – вода, «лизис» – разложение).

Гидролиз соли – процесс обменного взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате которого образуются малодиссоциирующие молекулы или ионы (см. приложение Таблица 2).

Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами OH– или ионами водорода H+ из молекул воды. Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо:

H2O H + + OH –

Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов H + или OH –, и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.

Гидролиз процесс обратимый для большинства солей. В состоянии равновесия только небольшая часть ионов соли гидролизуется. Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза (h).

Степень гидролиза равна отношению числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных молекул:

30

h = Nn 100% ,

где n – число молекул соли, подвергшихся гидролизу; N – общее число растворенных молекул соли.

Гидролизу подвергаются только те соли, которые содержат ионы, соответствующие слабым кислотам или слабым основаниям.

Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот (KNO3, Na2SO4, BaCl2), гидролизу не подвергаются, так как ни катион, ни анион соли не могут образовать с водой слабые электролиты.

Гидролиз по аниону слабой кислоты:

Ann– + H–OH HAn(n–1)– + OH –

Соли, содержащие анионы слабых кислот, взаимодействуют с водой, при этом возрастает концентрация OH–, и pH водных растворов этих солей всегда находится в щелочной области (pH > 7).

многоосновной кислотой, протекает ступенчато через образование кислых солей.

При гидролизе по катиону в растворе возрастает концентрация H +, и pH водного раствора этих солей всегда находится в кислой области (pH < 7).

сильной кислотой, протекает ступенчато через образование основных солей.

В реакции гидролитического взаимодействия с водой участвуют одновременно и катионы и анионы, а реакция среды определяется природой

31

Необратимому (полному) гидролизу подвергаются соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой.

Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3 ↓ + H2S ↑

Al2(CO3)3 + 3H2O → 2Al(OH)3 ↓ + 3CO2 ↑

Факторы, влияющие на гидролиз:

Гидролитические равновесия в соответствии с принципом Ле-Шателье могут смещаться в ту или иную сторону. На положение равновесия и глубину протекания гидролиза влияют температура, концентрация соли, добавление в раствор соли небольших количеств сильных кислот или сильных оснований. При кипячении растворов гидролиз солей протекает значительно глубже, а охлаждение растворов уменьшает способность соли подвергаться гидролизу. Увеличение концентрации соли в растворе уменьшает гидролиз, а разбавление растворов заметно усиливает гидролиз солей.

Образцы решений задач

1. Составьте уравнения реакций, в молекулярной и ионной форме, протекающих при сливании растворов сульфата железа (II) и силиката калия.

Решение:

В растворах FeSO4 и К2SiO3, взятых порознь, практически устанавливается следующее равновесие:

в итоге – к образованию слабого основания и слабой кислоты:

FeSO4 + К2SiO3 + 2 H2O → Fe(OH)2 ↓ + H2SiO3 ↓ + К2SO4

Поэтому в таблице растворимости кислот, оснований и солей в воде против соли FeSiO3 стоит значок «–», означающий, что вещество не может быть получено с помощью реакций обмена в водном растворе.

32

2. В результате реакции гидролиза гидрокарбоната натрия в его растворе создается слабощелочная среда. Рассчитайте рН раствора, содержащего

Задачи для самостоятельного решения

1.Изменится ли окраска фенолфталеина в растворе соли K2S? Составьте молекулярное и ионное уравнения гидролиза этой соли.

2.В одну пробирку налили раствор Na2CO3, в другой раствор CuBr2. Почему при добавлении фенолфталеина малиновую окраску имеет только один раствор? Составьте молекулярное и ионное уравнения гидролиза этой соли.

3.Какие из следующих солей: AlBr3, Сs2CO3, (NH4)2SO3, FeCl2, CoSO4, Na2SiO3, Pb(NO2)2 – подвергаются гидролизу: а) только по катиону, б) только по аниону, в) по катиону и аниону одновременно. Укажите pH среды растворов этих солей.

4.Составьте молекулярные уравнения гидролиза солей на основании сокращенных ионных уравнений:

33